Metoda Gillespie (Teoria e zmbrapsjes së çifteve elektronike të nivelit të valencës). Gjeometria, metoda e zmbrapsjes së çiftit elektronik (metoda Gillespie) Teoria Gillespie

TEORIA GILLESPIE

një sistem postulatesh dhe rregullash për shpjegimin dhe parashikimin e gjeomëve. konfigurimet molekulare të bazuara në parimin Pauli dhe modelin e zmbrapsjes së çifteve elektronike të orbitaleve valente. Sipas G. t., orientimi hapësinor i kimisë. Lidhjet e një atomi polivalent në një molekulë varen kryesisht nga numri i përgjithshëm i elektroneve në shtresën e saj të valencës. Retë elektronike të çifteve elektronike që lidhin atomet dhe elektronet në orbitalet jolidhëse (d.m.th., çiftet e vetme të shtresës së valencës së atomeve) përfaqësohen afërsisht si sfera të forta, përkatësisht. diametra më të vegjël dhe më të mëdhenj. Skeleti atomik, duke përfshirë bërthamën dhe të brendshëm predha elektronike konsiderohen gjithashtu sferike (me përjashtime të caktuara). Sferike retë e çifteve elektronike e rrethojnë bërthamën në mënyrë që zmbrapsja e tyre e ndërsjellë të jetë minimale, d.m.th., ato janë sa më larg njëra-tjetrës. Ky model lejon vlerësimin në molekula. Konfigurimet dhe vlerat ideale të këndeve të lidhjes për molekulat me numrin e psferave me të njëjtin diametër janë dhënë në tabelë.

LLOJET E KONFIGURIMIT TË MOLEKULAVE

Kur zvogëlohet. diametrat e sferave (lidhja dhe çiftet e vetme të elektroneve), formohen konfigurime të shtrembëruara me kënde lidhjesh që ndryshojnë nga vlerat e tyre ideale. Për shembull, në molekulat CH 4, NH 3 dhe H 2 O, ka katër çifte elektronesh në shtresën e valencës së atomeve C, N dhe O, por për CH 4 ato janë të gjitha lidhje dhe atomet e azotit dhe oksigjenit kanë çiftet përkatëse. një dhe dy çifte të vetme elektronike. Prandaj, një tetraedral ideal. vetëm CH 4 ka një konfigurim; në molekulat NH 3 dhe H 2 O këndet e lidhjes janë më të vogla se tetraedrale. Vlerësimi i rrezeve të sferave elektronike dhe bërthamave atomike duke përdorur vlerat e rrezeve kovalente dhe jonike të atomeve, si dhe postulatet e teorisë gjeometrike në lidhje me lidhjet e shumëfishta dhe polare, etj., bën të mundur gjykimin e gjatësisë së lidhjeve në molekulat. G. t jep rezultate cilësish. ose gjysmë sasi. karakter dhe zbaton Ch. arr. në kimi inorg. dhe koordinimi lidhjet. Teoria është gjithashtu e dobishme kur merren parasysh fragmente të grimcave kristalore me zinxhir, shtresa dhe pjesa më e madhe. strukturat.

bazë dispozitat e teorisë u formuluan nga R. Nyholm dhe R. Gillespie në 1957.

Lit.: Gillespie R., Gjeometria e Molekulave, përkth. nga anglishtja, M., 1975; Minkin V.I., Simkin B.Ya., Minyaev R.M., Teoria e strukturës së molekulave, M., 1979. Yu. A. Pentin.

Enciklopedia kimike. - M.: Enciklopedia Sovjetike. Ed. I. L. Knunyants. 1988 .

Shihni se çfarë është "GILLESPIE THEORY" në fjalorë të tjerë:

Orbitalet e valencës (VEO) janë një nga qasjet në kimi të nevojshme për të shpjeguar dhe parashikuar gjeometrinë e molekulave. Sipas kësaj teorie, molekula do të marrë gjithmonë një formë në të cilën zmbrapsja e çifteve të jashtme të elektroneve është minimale... ... Wikipedia

Wikipedia ka artikuj për njerëz të tjerë me këtë mbiemër, shih Gillespie. Gillespie, Ronald James Ronald James Gillespie Data e lindjes: 21 gusht 1924 (1924 08 21) (88 vjeç) ... Wikipedia

Fig.1. Teoria elektronike e lidhjes kimike u propozua dhe u zhvillua nga kimisti fizik amerikan Lewis G.N në 1912-1916 ... Wikipedia

- (komponime komplekse), përmbajnë një kompleks kationik, anionik ose neutral të përbërë nga një qendër. një atom (ose jon) dhe molekulat e lidhura ose jonet e ligandit. Qendra. atomi (agjenti kompleks) është zakonisht një pranues, dhe ligandët janë dhurues të elektroneve, dhe kur ... Enciklopedia kimike

Ky term ka kuptime të tjera, shih Hibridizimi. Modeli i një molekule metani të formuar nga orbitalet hibride sp3 ... Wikipedia

Teksti shkollor i kimisë së përgjithshme përmban materiale të përfshira tradicionalisht në pjesën e parë të lëndës: bërthama atomike dhe radioaktiviteti, struktura atomike, molekulat dhe lidhjet kovalente, lidhjet kimike në gjendjen e kondensuar të materies. E veçanta e saj është paraqitja e të gjitha çështjeve, duke filluar nga niveli zero, pa u mbështetur në kurrikulën shkollore. Janë dhënë përkufizime për të gjitha konceptet e prezantuara, duke përfshirë ato më elementare. Në të njëjtën kohë, një formë mjaft e njohur kombinohet me ashpërsi të mjaftueshme të paraqitjes. Çdo seksion tematike përfundon me pyetje vetë-testimi të krijuara për të ndihmuar studentin të zotërojë materialin. Çështjet e lidhjes kimike në kristale paraqiten disi më thellë se zakonisht në kurse të tilla, veçanërisht klasifikimi i lëndëve të ngurta sipas përçueshmërisë elektronike dhe përbërjeve jo-stekiometrike. Kjo për faktin se botimi është menduar kryesisht për studentët e Fakultetit të Gjeologjisë dhe Gjeofizikës që studiojnë kiminë e përgjithshme në NSU, dhe për gjeologët proceset kimike në gjendje të kondensuar janë më të rëndësishme. Manuali mund të jetë i dobishëm për studentët e vitit të parë të Fakultetit të Shkencave të Natyrës, për mësuesit e kimisë në universitet dhe shkolla.

Teksti më poshtë është marrë me nxjerrje automatike nga dokumenti origjinal PDF dhe synohet si një pamje paraprake.
Nuk ka imazhe (foto, formula, grafikë).

Atomet (më saktë, qendrat e tyre) janë të vendosura në të njëjtën linjë - ky është një shembull i një molekule lineare triatomike. Për molekulën SnCl2, konfigurimi elektronik i CA është 4d105s25p2, katër elektrone valente dhe vetëm dy prej tyre marrin pjesë në formimin e lidhjeve σ: Сl––Sn––Cl. Dy elektronet e mbetura valente të kallajit mbeten të pandarë, d.m.th., përveç dy SP-ve, CA gjithashtu ka një SP, dhe numri i përgjithshëm i SP-ve është tre. Natyrisht, për të minimizuar zmbrapsjen, tre çifte elektronesh janë të vendosura në hapësirë ​​jo si dy, por në një kënd prej 120º, në kulmin e të cilit është Asambleja Qendrore. Molekula të tilla quhen molekula qoshe. Për lehtësi, ne do të shënojmë më tej CA si A, zëvendësuesit si X, EP të pandarë si E (për momentin do të kufizohemi në molekula me një CA). Është e dobishme të prezantohet koncepti i numrit sterik (SN), i barabartë me shumën e numrit të zëvendësuesve dhe çifteve të vetmuara. Numri i atomeve fqinjë (fqinjët më të afërt) më të afërt me atomin e zgjedhur quhet numër koordinues (CN). Për grimcat me lidhje kovalente, numri kovalent është i barabartë me numrin e lidhjeve σ. Përndryshe, për një grimcë poliatomike të tipit AXnEm, CN = n + m ose është e barabartë me shumën e numrit të koordinimit dhe numrin e çifteve të vetme të atomit qendror. Për shembujt e shqyrtuar, SP = 2 + 0 = 2 për BeCl2 dhe 3 = 2 + 1 për SnCl2. Është mjaft e qartë se nëse atomi qendror A vendoset në qendër të poliedrit, atëherë për vlerat e SP të barabartë me 4, EP-të duhet të vendosen përgjatë kulmeve të tetraedrit; për SP = 5 - përgjatë kulmeve të një bipiramide trigonale; për SP = 6 - përgjatë kulmeve të oktaedrit. Gjeometria e renditjes së EP dhe grimcave sipas Gillespie është paraqitur në Fig. 24 dhe në tabelë. 9. Kur SP ≥ 5, lind mundësia e pozicioneve të ndërsjella të ndryshme të zëvendësuesve dhe NP-ve, d.m.th., lind mundësia e shfaqjes së izomerëve hapësinorë - komponime të së njëjtës përbërje, të ndryshme në gjeometri (strukturë hapësinore). Metoda e Gillespie na lejon të parashikojmë se cili prej këtyre izomerëve do të jetë më i qëndrueshëm nëse prezantojmë një përsosje: zmbrapsja midis elektroneve rritet në serinë SP-SP – SP-NP – NP-NP (çiftet e elektroneve lidhëse tërhiqen nga dy helme në një herë). Tabela 9 Gjeometria e grimcave sipas Gillespie SP Lloji Vendndodhja Gjeometria e grimcave Ideale Shembuj të lidhjes së grimcave kënde EP 2 AX2E0 Linear Linear 180° BeF2, CO2 3 AX3E0 Tri- Trekëndësh 120° BF3, SO3 AXl002E ed Tetrahedral 109° CH4, SO42− 4 AX3E1 ric Piramidale 109° H3O+, SO32− AX2E2 Këndore 109° H2O, ClO22− AX5E0 TBP 90° (6) , 120° PF5, SiF5-4), (1°X) *5 Sipas TBP Distorted tetra- 90° (3), 120° SF4, IOCl3 edrich. ("shtojat") (1), 180° (1) AX3E2 "T"-formë 90°(2), 180°(1) ClF3, XeOF2 AX2E3 Linear 180° ICl2−, XeF2 AX6E0 Tetëkëndësh-Tetëkëndor SF6,90 PCl6− 6 AX5E1 sferike katrore piramidale 90° ClF5, TeCl5− mesi AX4E2 Katrori 90° ICl4−, XeF4 Prandaj, për SC = 5, kur CA është në qendër të një bipiramide trigonale (TBP), në kulmet e së cilës EPs janë të vendosura, zmbrapsja do të jetë minimale kur çiftet e vetmuara "ndahen" maksimalisht në hapësirë. Për TBP, ekzistojnë dy pozicione jo ekuivalente të zëvendësuesve: ekuatorial (në rrafshin e një baze të rregullt trekëndore) dhe boshtor - në kulme të kundërta pingule reciproke dhe tre vlera të ndryshme të këndeve të lidhjes: ∠HeAChe = 120° në rrafsh. i bazës ___________________ * Tregohet në kllapa numrin e këndeve të tilla në një grimcë. 79 (tre kënde), ∠ХаАХа = 90° (gjashtë kënde) dhe një kënd ∠ХаАХа = 180°. Në përputhje me rrethanat, tre lloje të zmbrapsjes midis EP-ve janë të mundshme: zmbrapsja maksimale do të ndodhë në këndin më të vogël midis EP-ve. Në përputhje me serinë e mësipërme të zmbrapsjes, në varësi të llojit të EP (NP ose SP), çiftet e vetme priren të vendosen në një pozicion ekuatorial. Prandaj, si rregull, jepet në tabelë. 9 dhe në Fig. 24, gjeometria e molekulave të tipit AX4E1 ("tetraedri i shtrembëruar" ose emri zhargon "stilts") është më e qëndrueshme se një piramidë trigonale, në të cilën CA ndodhet në qendër të bazës trekëndore dhe ka X zëvendësues në kulmet Për të njëjtat arsye, molekulat e tipit AX3E2 janë në formë "T" dhe jo trekëndore të sheshta; AX2E3 – lineare; AX4E2 – katror. Nuk duhet ngatërruar koncepte të ndryshme: gjeometria e vendndodhjes së EP (d.m.th. A, X dhe E), e cila specifikohet plotësisht dhe pa mëdyshje nga SP (lineare, trekëndore, tetraedrale, TBP, tetëedrale) dhe gjeometria e vetë grimcës , d.m.th., renditja relative e atomeve (A dhe të gjitha X) në grimcë. Çiftet e vetme janë një pjesë integrale e atomit qendror A, dhe rregullimi i tyre relativ është vetëm i një rëndësie ndihmëse për përcaktimin e gjeometrisë së grimcës AXn. Oriz. 25. Modelet e molekulave HgCl2, SO2, BF3, CH4, XeF4 dhe SF6 Në Fig. Figura 25 tregon modele të disa molekulave, duke pasqyruar strukturën e tyre në një shkallë reale. Duhet mbajtur mend (shih seksionin 2) se retë elektronike, si në atomet e izoluara, nuk kanë kufij të përcaktuar qartë. Algoritmi për përcaktimin e gjeometrisë së një grimce duke përdorur metodën Gillespie është si më poshtë (shqyrtoni shembullin e SO2): 1. Bazuar në konfigurimet elektronike të atomeve (S 3s23p4, O 2s22p4), përcaktoni kovalencën e tyre: 2, 4 ose 6. për S dhe 2 për O. 2. Ndërtoni një formulë strukturore nga vlerat e kovalencës, d.m.th., përcaktoni strukturën e grimcës: numrin dhe vendndodhjen e lidhjeve σ- dhe π. Në këtë rast, me kovalencën e O-së të barabartë me vetëm 80 dy, opsioni i vetëm është i mundur: squfuri është atomi qendror, oksigjeni janë ato terminale, të lidhur me S me lidhje të dyfishta σ- dhe π: O=S=O. . 3. Përcaktoni numrin e çifteve të vetme të atomit qendror (numri i zëvendësuesve të NP nuk ndikon në gjeometrinë). Në total, S ka 6 elektrone valente, nga të cilat 4 janë të përfshirë në katër lidhje, duke lënë 2 - një NP. Lloji i molekulës AX2E1. 4. Gjeni numrin sterik (SP = 2 + 1 = 3) dhe vendndodhjen e EP-së që ai specifikon: përgjatë kulmeve të një trekëndëshi të rregullt, në ∠120°. 5. Poziciononi NP në mënyrë që zmbrapsja ndërmjet NP-NP dhe NP-SP të jetë minimale, dhe kështu përcaktoni gjeometrinë e grimcës. Në këtë rast, ekziston vetëm një opsion, pasi të gjitha kulmet e një trekëndëshi të rregullt (si dhe tetraedri dhe tetëkëndëshi) janë ekuivalente. Rrjedhimisht, molekula e SO2 është këndore, me valencë ∠ОSО = 120°. Vini re se në realitet ∠ОSО është disi më pak se 120°, meqenëse zmbrapsja midis NP dhe zëvendësuesve është më e madhe se midis dy zëvendësuesve. Qasja e paraqitur është gjithashtu e zbatueshme për situata më komplekse: kur zëvendësuesit e CA janë të ndryshëm (për shembull, PClF2), ose ka disa atome qendrore (Cl2O7), ose CA është një jon. Për PClF2 CA - P, shkruani AX3E1 (më saktë, AX2X'E1, por është e rëndësishme që të ketë 3 zëvendësues, nuk ka rëndësi që ata nuk janë ekuivalent), SP = 3 + 1 = 4, prandaj, EP-të janë të vendosura në kulmet e tetraedrit, dhe vetë molekula piramidale (si fosfori ashtu edhe zëvendësuesit janë të vendosur në majat e piramidës trigonale; këndet e lidhjes janë afër këndit tetraedral prej 109°, por disi më të vogla për shkak të zmbrapsjes më të fortë të NP-ve. Natyrisht, ndryshe nga PF3 dhe PCl3 i rregullt, molekula PClF2 do të ketë një formë pak të shtrembëruar për Cl2O7, ne përcaktojmë se një grimcë e tillë O O mund të ndërtohet (kovalenca O – 2) ⏐⏐ ⏐ ⏐ vetëm me kovalencën e klorit 7. , të dyja klori O=Cl⎯O⎯Cl=O janë qendrore, secila është e lidhur me lidhje dyfishe - ⏐⏐ ⏐ ⏐ me tre terminale O dhe një lidhje tjetër qendrore, urëzuese, oksigjen - e vetme, nuk ka mbetur asnjë NP në atomet e klorit Prandaj, SP(Cl) = 4 (secila klor, e konsideruar si grimcë CA e ClO4, tipi AX4E0), atomet e klorit janë të vendosura në qendër, dhe oksigjenet janë në kulmet e dy tetraedrave, dhe tetraedrat kanë një të përbashkët. kulm - urë oksigjeni. Për këtë oksigjen, SP(O) = 2 + 2 = 4 dhe zëvendësuesit - atomet e klorit - janë të vendosura në lidhje me të në majat e tetraedrit (në dy kulmet e tjera ka dy NP të urës O). Vlerat e të gjitha këndeve të lidhjes (OClO, ClOCl) janë tetraedrale, afër 109°. Qasja është e zbatueshme jo vetëm për molekulat neutrale, por edhe për jonet. Për shembull, për të përcaktuar gjeometrinë e H3O+, do të shqyrtojmë zyrtarisht jonin qendror O+, i cili ka pesë elektrone valence, një elektron elektron të vetëm, kovalencë të barabartë me 3 dhe SP(O+) = 3 + 1 = 4. Prandaj, elektron janë të vendosura në lidhje me oksigjenin përgjatë kulmeve të tetraedrit, të gjitha këndet e lidhjes janë afër 109 °, grimca është piramidale. Ju lutemi vini re se një nga lidhjet këtu është donator-pranues, por kjo nuk na pengon të aplikojmë metodën Gillespie. Le të shqyrtojmë një shembull tjetër - një grimcë me lidhje të konjuguara, një jon nitrat. Për të përcaktuar gjeometrinë e NO3-, është e përshtatshme të merret në konsideratë struktura e rezonancës e paraqitur në Fig. 23, f. 73. Atomi qendror këtu është formalisht joni N+; SP(N+) = 3 + 0 = 3, pra, joni i nitratit është i sheshtë, atomi N ndodhet në qendër të një trekëndëshi të rregullt dhe tre atome O janë në kulmet e tij. Ky shembull tregon edhe një herë dobinë e metodës VS dhe strukturave rezonante. Këtu O - - të tre strukturat e mundshme të rezonancës japin të njëjtën gjeometri, por O - O - raste më komplekse janë të mundshme kur gjeometritë e ndryshme të grimcave mund të parashikohen prej tyre. Objekte shumë të rëndësishme për gjeologjinë janë silikatet. Joni ortosilikat i izoluar SiO44− është tetraedral (HSi = 4). Diortosilikat Si2O76−, siç tregohet në diagramin e mësipërm, përfaqëson dy tetraedra silikon-oksigjen të lidhura përmes oksigjenit lidhës, d.m.th., me një kulm të përbashkët. Në mënyrë të ngjashme, një triortosilikat mund të ndërtohet duke kombinuar tetraedrat silikon-oksigjen në një përbërje 82 zinxhirësh, 8- (Si3O10)8-. Por në natyrë ka trisilikate të një strukture të ndryshme, ciklike - unazë (Si3O9)6−, si në benitoite BaTiSi3O9. Unazat prej gjashtë (Si6O18) 12- tetraedrash ndodhin në beril. Tetraedrat silikon-oksigjen mund të përdoren për të formuar zinxhirë të pafund, shirita, shtresa, etj. Struktura e disa silikateve është paraqitur në Fig. 26. Është e rëndësishme të kuptohet se vlerat e kovalencës së silikonit dhe oksigjenit dhe drejtimi i lidhjes kovalente përcaktojnë plotësisht strukturën e varieteteve të shumta të anioneve silikate, duke përfshirë ato polimer. Njësia e tyre strukturore kryesore është tetraedra silikon-oksigjen, e cila mund të lidhet vetëm nëpërmjet lidhjes së atomeve O, d.m.th., me kulme të përbashkëta, por jo nga skajet ose faqet. Tani mund të kthehemi te hollësitë e strukturës gjeometrike të molekulave dhe të shpjegojmë pse në H2S dhe PH3 këndi i lidhjes është afër 90°, dhe në Fig. 26. Struktura e disa anioneve silikate H2O dhe NH3 është tetraedrale. Metoda e repulsionit EP parashikon këndet e lidhjes tetraedrale për të gjitha grimcat e listuara, pasi kudo SP = 4 (2 + 2 ose 3 + 1). Repulsioni NP-SP është më i madh se zmbrapsja SP-SP, kështu që të gjitha këndet e lidhjes duhet të jenë pak më të vogla se ai tetraedral (dhe ∠HAE është pak më i madh). Metoda e Gillespie është më shumë cilësore sesa sasiore dhe nuk mund të parashikojë se sa këndi i lidhjes do të devijojë nga vlera ideale tetraedrale për shkak të zmbrapsjes së çifteve të lidhjes nga çiftet e vetme. Në këtë rast, atomet S dhe P janë dukshëm më të mëdhenj se O dhe N, prandaj, zmbrapsja NP-SP për ta është më e madhe, dhe devijimi nga këndi tetraedral për ta është më i madh, duke arritur në ~15°, ndërsa për O të vogël. dhe N nuk i kalon 5 °. Sidoqoftë, ky shpjegim nuk pretendon të jetë unik, dhe hollësitë e tilla nuk janë aq domethënëse. Është e rëndësishme që metoda e repulsionit EP bën të mundur parashikimin e sigurt nëse një grimcë e caktuar do të jetë lineare ose këndore (këtu të dyja H2O dhe H2S janë këndore), trekëndore ose piramidale (NH3 dhe PH3 janë piramidale) dhe ndryshimet në këndet e lidhjes sipas dhjetë gradë nuk janë shumë domethënëse. Në të dyja qasjet ndaj gjeometrisë së molekulave të përshkruara, ekziston një ide - minimizimi i zmbrapsjes së të gjitha EP-ve të CA, por në konceptin e Gillespie, në kontrast me qasjen e hibridizimit të orbitaleve atomike (shih Seksionin 3.4), ajo shprehet në mënyrë eksplicite. , dhe është kjo qasje që bën të mundur parashikimin shumë thjeshtë të gjeometrisë së grimcave. Pyetje për vetë-test 1. Cili supozim qëndron në themel të metodës së repulsionit EP? 2. Çfarë është një numër sterik, numër koordinues? 3. A mund të jetë kovalenca më shumë se dyfishi i numrit sterik? 4. Përcaktoni numrin sterik, vendndodhjen ED dhe gjeometrinë për ВF3 dhe NF3. Pse gjeometritë e këtyre molekulave janë të ndryshme? 5. Për VO33−, ВF4− dhe SO32−, shkruani formulat strukturore, përcaktoni SP, vendndodhjen e rrezes elektronike, gjeometrinë dhe këndet e lidhjes. 6. Çfarë pozicionesh zënë çiftet e vetme në CN = 5? 7. Krahasoni gjeometrinë e SiF4 dhe SF4, PF5 dhe ClF5. 8. Shpjegoni gjeometrinë e C2H2 dhe C2H4 duke përdorur metodën e Gillespie. 9. Jepni shembuj të grimcave piramidale, tetraedrale dhe tetëedrale. 10. Jepni shembuj të grimcave lineare të llojeve të ndryshme AX2Em. 11. Anioni NO3− është i sheshtë. Jepni një shembull të një anioni planar me ngarkesë të dyfishtë. 12. Cila është gjeometria e heksasilikatit ciklik (Si6O18)12−? Çfarë përbërje dhe gjeometrie do të ketë heksasilikati linear? 84 3.7. Elektronegativiteti. Polariteti i lidhjes Nëse një lidhje kovalente formohet nga dy atome identike (klori në një molekulë Cl2, karboni në një kristal diamanti), atëherë elektronet e përbashkëta u përkasin njëlloj të dy atomeve: Cl··Cl ose Cl–Cl, reja e elektroneve është e barabartë. prej tyre. Kjo është një lidhje kovalente jopolare. Nëse atomet janë të ndryshëm (ose jo ekuivalent), atëherë reja e elektroneve zhvendoset drejt njërit prej tyre dhe mbi të shfaqet një ngarkesë e pjesshme negative δ− dhe një ngarkesë pozitive δ+ në anën tjetër, ku δ< 1, молекула становится полярной (ди- польной), оставаясь, естественно, в целом электрически нейтраль- ной, например Hδ+–Clδ– или в других обозначениях H→Cl; направ- ление прямой стрелки указывает направление смещения электрон- ной плотности. Наличие зарядов в атомах приводит к увеличению энергии связи по сравнению с такой же (гипотетической) неполяр- ной связью; можно условно разделять вклады чисто ковалентной (неполярной) связи и электростатический, за счет взаимного притя- жения частично заряженных атомов. Свойство атомов оттягивать на себя электронную плотность при образовании ковалентной связи называют электроотрица- тельностью. Электроотрицательность (ЭО) зависит от заряда ядра (чем больше Z, тем прочнее удерживаются электроны ядром), раз- мера атома (чем дальше электрон от ядра, тем он при прочих равных условиях легче может быть смещен в сторону более электроотрица- тельного атома) и степени незавершённости внешнего электронного слоя до октета (поэтому галогены имеют большу́ю ЭО). Существует несколько количественных шкал ЭО. Электроотри- цательность связана с энергией отрыва и присоединения электрона. По Малликену, для атома А ЭОА = (IА + ЕА)/2, где IА и ЕА потенциал ионизации и сродство к электрону атома соответственно. Иначе ме- рой ЭО может служить упрочнение связи за счет электростатическо- го вклада: Δ = DAB – (1/2)(DA2 + DВ2), где DAB, DA2 и DВ2 – энергии связи молекул АВ, А2 и В2 соответственно. Наибольшее распростра- нение в химии получила шкала Л. Полинга, основанная на втором подходе. Именно соотношение ЭО атомов определяет такое полезное по- нятие, как степень окисления – условный заряд атома в соедине- 85 нии, если считать все связи полностью ионными (иногда исполь- зуют термин окислительное число). С использованием степени окис- ления записывается последовательность элементов в химических формулах, названия соединений, уравниваются окислительно- восстановительные реакции. Для коротких периодов (2-го и 3-го) ПС с роcтом заряда ядра Z при одинаковом числе электронных слоев потенциал ионизации рас- тет, увеличивается и электроотрицательность. Сверху вниз, по подгруппам ПС, увеличивается число электрон- ных слоёв, и этот эффект сильнее, чем рост Z. В итоге от Li к Cs, от Be к Ra, от F к At потенциал ионизации уменьшается. Аналогичным образом меняется и электроотрицательность (табл. 10). Таблица 10 Электроотрицательность атомов элементов по Полингу Второй период Li Be B C N O F ЭО 1,0 1,5 2,0 2,5 3,0 3,5 4,0 Третий период Na Mg Al Si P S Cl ЭО 0,9 1,2 1,5 1,8 2,1 2,5 3,0 Наиболее электроотрицательный элемент – фтор. Атом F – са- мый маленький (меньше только Н и не образующие соединений Не и Nе) и ему не хватает до завершения октета только одного электро- на. Следующий по электроотрицательности элемент – О, за ним N и Сl. У атомов почти всех металлов ЭО меньше 1,9; ЭОН = 2,1. В подразд. 3.2, с. 64, говорилось о стехиометрии соединений различных элементов с водородом: НЭ для подгруппы VIIА, Н2Э для VIА, Н3Э для VА, хотя для них имеются фториды ЭF7, ЭF6 и ЭF5 соответственно. Фтор – самый электроотрицательный элемент, и во всех фторидах электронная плотность смещена в его сторону. Сте- пень окисления элементов +7, +6 и +5 соответственно (обозначается так: I(VII), S(VI), Р(V), F(−I) или I+7, S+6, Р+5, F−1. Значения степени окисления и ковалентности здесь совпадают. Каким образом атомы I, S, Р достигают ковалентностей 7, 6, 5, подробно обсуждено в под- разд. 3.2 – путем возбуждения валентных электронов на d- подуровень. Если считать связи в рассматриваемых молекулах пол- ностью ионными (I7+F1− и т. п.), то все 7 (6, 5) валентных электронов 86 Э отдаются соответственно семи (шести, пяти) атомам фтора. Таким образом, и подход, основанный на ковалентности, и гипотетические ионные соединения должны обладать одинаковой стехиометрией. Водород, наоборот, чаще имеет ЭО меньше, чем Э, его степень окисления H+1. Степень окисления элементов в соединениях с водо- родом I−1, S−2, Р−3, им не хватает до октета 1, 2 или 3 электрона. В НI, Н2S, РН3 атом Н отдает свой электрон атомам Э, которые не могут принять на свои АО более, чем 1, 2 или 3 электрона соответственно. Электроотрицательность – относительная величина, но именно разность ЭО участвующих в связи атомов определяет ее полярность. При малой разнице (менее 0,5) связь можно считать практически неполярной, таковы важнейшие С⎯Н-связи в органических молеку- лах. А вот связи О⎯Н (ΔЭО = 1,4), С⎯О (ΔЭО = 1,0), N⎯О (ΔЭО = 0,9) – полярные, что существенно проявляется в свойствах органических соединений. Если разность ЭО равна или больше 2, смещение электронной плотности к более электроотрицательному атому настолько велико, что можно говорить о практически полно- стью ионной связи (примеры – галогениды щелочных металлов). Количественная мера полярности молекул – дипольный мо- мент. Для двухатомных молекул его величина тем больше, чем больше величина реального электрического заряда на атомах q и чем больше длина связи ℓ: ре = qℓ. Дипольный момент имеет направле- ние – принято, что он направлен от отрицательного заряда к поло- жительному. В молекулах НF, НСl, НВr, НI с уменьшением ΔЭО ве- личина заряда на атомах уменьшается, что должно приводить к уменьшению ре, но одновременное увеличение длины связи оказы- вает противоположное влияние, и априорно нельзя предсказать, бу- дет ли в этом ряду увеличиваться дипольный момент. Эксперимен- тальные измерения показали, что увеличение полярности преобла- дает над удлинением связи: изменение ре составляет от 1,91 (НF) до 0,42 D*(НI). Молекула с полярными связями не обязательно сама будет полярной. Для многоатомных молекул дипольные моменты всех связей (а это векторы) суммируются по правилам сложения векторов: ____________________ * D (или Д) – дебай, единица измерения ре; 1 D = 3,34·10−30 Кл·м. 87

Metoda Sidgwick-Powell (teoria) e repulsionit të çiftit elektronik valent (VEP). Rregullat e Gillespie.

Kjo metodë ju lejon të parashikoni strukturën (gjeometrinë e molekulave). Në vitin 1940 u propozua nga Sidgwick dhe Powell, dhe në 1957 u përmirësua nga Gillespie dhe Nyham.

1. Rregullimi i çifteve të elektroneve rreth atomit qendror në një molekulë varet nga numri i çifteve të tilla: ata marrin një pozicion hapësinor që minimizon zmbrapsjen e tyre reciproke.

2. Sipas shkallës së zmbrapsjes reciproke, çiftet e elektroneve renditen në një rresht: NP-NP > NP-SP > SP-SP (zmbrapsja zvogëlohet). NP - një çift elektronik jo-lidhës (i vetmuar) ndodhet më afër bërthamës dhe reja e çiftit të vetëm të elektroneve zë më shumë hapësirë ​​se reja e çiftit elektronik lidhës (BE).

3. Çiftet e elektroneve zënë pozicione të tilla që këndet ndërmjet tyre janë maksimale dhe zmbrapsja minimale. Prandaj, nga disa struktura të mundshme që përfshijnë ndërveprime 90°, struktura më e favorshme është ajo me më pak ndërveprime 90° me çiftin e vetëm.

4. Reja elektronike e një lidhjeje dyfishe zë më shumë hapësirë ​​se reja e një lidhjeje të vetme.

5. Sa më elektronegativ të jetë atomi partner i atomit qendror, aq më pak hapësirë ​​pranë atomit qendror kërkohet për një çift elektronik. Meqenëse është tërhequr drejt atomit fqinj.

Llogaritet numri sterik (SN) për atomin qendror në molekulë dhe në varësi të vlerës së tij llogaritet edhe gjeometria.

SP është shuma e çifteve të elektroneve të lidhjes (d.m.th., numri i lidhjeve) dhe çifteve të vetme të elektroneve:

PS = PS + NP.

Nëse atomi qendror nuk ka çifte të vetme, atëherë SP = SP.

Shumësia e lidhjes nuk ndikon në strukturat e parashikuara: SP(VN 2) = SP(CO2) = 2.

Nëse njëri prej atomeve të bashkangjitur zëvendësohet nga një çift i vetëm, atëherë gjeometria e molekulës ndryshon:

Lloji i hibridizimit të atomit qendror A	Numri sterik për atomin qendror PS = PS + NP		Përbërja e molekulës	Struktura e molekulës	Shembuj
sp ose dp				lineare	BeCl2; HgCl2; CO2
sp 2 , dp 2 ose SD 2				trekëndore e sheshtë	BF 3; SO 3; NR 3 − ; CO 3 2− ; COCl2
				këndore (i lakuar)	SnCl2; SO2;
sp 3 ose SD 3				tetraedral	CH4; CCl4; NH4+; PO 4 3− ; POCl 3
				prizëm trigonal	NH3; PF 3; AsCl3; H3O+
				këndore (i lakuar)
sp 3 dose spd 3				bipiramida trigonale
				tetraedral i shtrembëruar

Për të përcaktuar strukturën e një molekule duke përdorur metodën Gillespie, propozohet procedura e mëposhtme.

1. Në bazë të formulës së molekulës, përcaktohet numri i ligandëve n me të cilët atomi qendror formon lidhje dhe shkruhet formula AX n E m që tregon vlerën e n.

2. Gjeni numrin e përgjithshëm të çifteve të lidhjes dhe të vetme të elektroneve (n + m) duke përdorur formulën:

(n + m) = 1/2 (N c + N l – z) – ,

ku Nc është numri i elektroneve të atomit qendror në shtresën e jashtme elektronike të tij, N l është numri i elektroneve të ligandëve të përfshirë në formimin e lidhjeve me atomin qendror, është numri i -lidhjeve në molekulë, z është ngarkesa e jonit (me rastin e përcaktimit të strukturës së anionit molekular).

3. Përcaktohet rregullimi hapësinor i të gjitha çifteve elektronike (lidhja dhe vetmia).

4. Gjendet numri i çifteve të vetme të elektroneve m dhe specifikohet formula e molekulës AX n E m (tregohet vlera e m).

5. Vendoset gjeometria e molekulës.

Pyetja 18) Ngarkesat efektive të atomeve në molekula. Momenti dipol i një lidhjeje, momenti dipol i molekulave. Momenti dipol i një molekule dhe struktura e saj duke përdorur shembuj....

NGARKESA EFEKTIVE E NJË ATOMIT karakterizon ndryshimin midis numrit të elektroneve që i përkasin një atomi të caktuar në një kimikat. lidhje, dhe numri i elektroneve të lira. atom. Për të vlerësuar ngarkesën efektive të një atomi, përdoren modele në të cilat sasitë e përcaktuara eksperimentalisht përfaqësohen si funksione të ngarkesave pika të papolarizuara të lokalizuara në atome; për shembull, momenti dipol i një molekule diatomike konsiderohet si produkt i ngarkesës efektive të atomit dhe distancës ndëratomike. Në kuadrin e modeleve të tilla, ngarkesat efektive të atomeve mund të llogariten duke përdorur të dhëna optike. ose spektroskopia me rreze X, NMR, etj. Megjithatë, që nga dendësia e elektroneve në kimike. lidhje. të delokalizuara dhe nuk ka kufij midis atomeve, është e pamundur të përshkruhen ndryshimet. karakteristikat e lidhjes një grup ngarkesash atomike efektive; vlerat e këtij treguesi përcaktohen nga eksperimente të ndryshme. metodat mund të mos përkojnë. Ngarkesat atomike efektive mund të përcaktohen gjithashtu në bazë të kimisë kuantike. llogaritjet.
Masa e polaritetit të lidhjes - momenti i saj dipol () - përcaktohet nga produkti

ku q është tarifa efektive, l– gjatësia e dipolit (distanca ndërmjet dy ngarkesave të barabarta në madhësi dhe të kundërta në shenjë +q dhe –q).

Momenti dipol është një sasi vektoriale. Konceptet e "momentit të dipolit të lidhjes" dhe "momentit të dipolit të molekulës" përkojnë vetëm për molekulat diatomike. Momenti dipol i një molekule komplekse është i barabartë me shumën vektoriale të momenteve dipole të të gjitha lidhjeve. Momenti dipol i një molekule poliatomike varet jo vetëm nga polariteti i lidhjeve individuale në molekulë, por edhe nga forma gjeometrike e molekulës.

Për shembull, në një molekulë lineare të CO 2, secila prej lidhjeve C–O është polare, por molekula në tërësi është jopolare
( (CO 2) = 0), pasi momentet dipole të lidhjeve kompensojnë njëra-tjetrën (Fig. 8.1). Në molekulën këndore H 2 O, lidhjet janë të vendosura në një kënd prej 104,5 o dhe shuma vektoriale e momenteve dipole të dy lidhjeve shprehet me diagonalen e paralelogramit (Fig. 8.1). Nëse ¹ 0, atëherë molekula është polare.

Ajo që është e rëndësishme është që sa më simetrike të jetë molekula, aq më e ulët μ e saj, për shembull, molekulat simetrike (CO 2 ; BCl 3 ; CCl 4 ; PCl 5 ; SF 6) janë jo polare dhe kanë μ = 0.

Pyetja 19) Parimet themelore të metodës orbitale molekulare (MO LCAO). Shpjegoni vetitë paramagnetike të ... dhe gjeni shumësinë e lidhjes në ... dhe ...

Dispozitat themelore të metodës MO:

1) e janë të populluara së bashku në përputhje me parimin Pauli: në 1 orbitale jo më shumë se jo më shumë se 2 e)

dhe rregulli i Hundit: në prani të orbitaleve me të njëjtën energji, këto orbitale fillimisht popullohen me 1 e

2) Çdo antilidhje e mohon efektin e elektronit lidhës. Nëse ka më shumë shpërbërje ose të njëjtën sasi si lidhësit, atëherë molekula nuk formohet. Kr st = (numri e (lidhja) - numri e (ndërprerje))/ 2

3) MMO ju lejon të përcaktoni vetitë magnetike të një molekule: nëse një molekulë ka një elektron të paçiftuar, atëherë është paramagnetike, një grimcë e tillë shtyhet nga fusha magnetike, një grimcë me një elektron të paçiftuar quhet radikal, ato janë kimikisht aktive dhe helmuese. Molekulat në të cilat çdo gjë është çiftuar janë diamagnetike, ato nuk reagojnë ndaj një fushe magnetike.

Seria e energjisë MO

Pyetja 20) Parimet themelore të metodës së lidhjes valente kur përshkruhen lidhjet kimike në përbërjet komplekse. Shikoni shembujt... dhe...

Sipas MBC, gjatë formimit të një CS, një lidhje d/a ndodh për shkak të çiftit elektronik të vetëm të ligandëve dhe qelizave të lira kuantike të agjentit kompleks. Në këtë rast, orbitalet e agjentit kompleks i nënshtrohen hibridizimit. Në rastin e sp, hibridi është një trekëndësh i rregullt, sp3 është një katërkëndësh, dsp2 është një molekulë katrore, dsp3 është një bipiramidë trigonale, d2sp3 është një tetëedron. Çiftet e lira të zotëruara nga ligandët mbushin orbitalet boshe të jonit qendror. Këto orbitale kombinohen në kombinime hibride në varësi të numrit të koordinimit (CN).

Pyetja 21) Parimet themelore të teorisë së fushës kristalore kur përshkruhen lidhjet kimike në komponimet komplekse. Shikoni shembujt... dhe...

Pikat kryesore:

1. Lidhja midis c/o dhe ligandeve konsiderohet si elektrostatike.

2. Ligandet konsiderohen si jone pika ose dipole pika, struktura e tyre elektronike nuk merret parasysh.

3. Ligandët dhe c/o konsiderohen të fiksuara në mënyrë të ngurtë.

4. Struktura elektronike e c/o është shqyrtuar në detaje.

Pyetja 22) Ekuivalentët në reaksionet e shkëmbimit (ose në reaksionet redoks). Faktori i ekuivalencës, masa molare e ekuivalentit, vëllimi molar i ekuivalentit. Jepni tre shembuj. Ligji i ekuivalentëve.

Ekuivalente është një grimcë reale ose e kushtëzuar e një substance X, e cila në një reaksion të caktuar acid-bazë ose reaksion shkëmbimi është ekuivalent me një jon hidrogjeni H + (një jon OH - ose një ngarkesë njësi), dhe në një reaksion të caktuar redoks është ekuivalent në një elektron. Me fjalë të tjera, një ekuivalent është pjesa e një molekule për elektron në një ORR të caktuar ose për proton (një hidroksil, ngarkesë njësi) në një reaksion shkëmbimi të caktuar.

Faktori i ekuivalencës feq(X) është një numër që tregon se cila pjesë e një grimce reale ose konvencionale të substancës X është ekuivalente me një jon hidrogjeni ose një elektron në një reaksion të caktuar, d.m.th. fraksioni që është ekuivalent me një molekulë, jon, atom ose njësi formule të një lënde. Kjo vlerë ndryshon nga zero në një.

1 mol eq. përmban 6.02.10 23 ekuivalente, dhe masa e tij në gram do të jetë ekuivalent i masës molare : M eq = f eq.M.

Ekuivalent i vëllimit molar është vëllimi i zënë nga 1 mol ekuivalent. in-va në kushte normale.

Ligji i ekuivalentëve: substancat reagojnë në sasi proporcionale me ekuivalentët e tyre. Nëse merren n(ekuivalente 1) mole ekuivalente të një substance, atëherë në këtë reaksion do të kërkohet i njëjti numër ekuivalentësh mole të një substance tjetër n(ekuivalent 2), d.m.th. (Numrat e ekuivalentëve të substancave që kanë reaguar dhe atyre të formuara si rezultat i reaksionit janë të barabartë)

neq(A)= neq(B)= neq(C)= neq(D)

Shembull: O2(0)----+4e----2O(-2)

Feq =1/4; Meq = M* feq = 34*1/4 = 8g/mol; Veq = Vm*feq = 22,4*1/4=5,6 l/mol*eq

Pyetja 23) Ligji i ekuivalentëve. Forma të ndryshme të shkrimit të ligjit (reaksionet në tretësirë, reaksionet në gjendje të gaztë). Çfarë është përqendrimi normal dhe si lidhet ai me përqendrimin molar?

Pyetja 22

1 mol eq. përmban 6.02.10 23 ekuivalente, dhe masa e tij në gram do të jetë masa molare e ekuivalentit: M eq = f eq.M. Numri i ekuivalentëve mole të secilit prej pjesëmarrësve në proces mund të gjendet si më poshtë: ; , ku m A dhe m B janë masat e A dhe B. Prandaj, një hyrje tjetër për ligjin e ekuivalentëve ka: "Numri i nishaneve të pjesëmarrësve ekuivalent në një proces të caktuar është konstant": n eq.A = n eq.B = n eq.C = … = konst.

Nëse pjesëmarrësit në proces janë në tretësirë, atëherë numri i ekuivalentëve mole të secilit prej tyre mund të gjendet duke shumëzuar përqendrimin normal të substancës me vëllimin e tretësirës së saj. Si rezultat, për këtë rast të veçantë ligji i ekuivalentëve merr formën:

Për llogaritjet kimike që përfshijnë gazrat, së bashku me masat molare, përdoret në mënyrë aktive vlera 22.4 l (vëllimi 1 mol gaz në kushte normale). Futni në të njëjtën mënyrë: .

Përqendrimi normal (normaliteti) n e tretësirës tregon sa mol ekuivalente të një lënde të tretur përmban 1 litër tretësirë.

n r.v mol eq = CH * V dis-ra

Marrëdhënia midis Sn dhe Sm: në feq< 1 Сн >Cm

Pyetja 24) Klasifikimi i reaksioneve redoks. Jepni 2 shembuj për çdo lloj reaksioni (mos përdorni ekuacionet nga detyra nr. 5).

Klasifikimi OVR:

Grupi I - reaksionet e oksidimit ndëratomik dhe ndërmolekular, reduktimi - këto janë reaksione në të cilat shkëmbimi i e ndodh midis atomeve, molekulave ose joneve të ndryshme.

2KBr+ Cl2 àBr2+ 2KCl

2) Grupi II – reagimet e disproporcionit. Në reaksionet e disproporcionit, molekulat ose jonet e së njëjtës substancë reagojnë me njëra-tjetrën si një agjent reduktues dhe një agjent oksidues.

për shembull: (N -3 H 4) 2 Cr +6 2 O 7 N 0 2 + Cr +3 2 O 3 + 4H 2 0.

Cl2 + 2NaOH àt NaCl + NaClO+H2O

3Cl2+ 6NaOH à 5 NaCl + NaClO3 + 3H2O

3) Grupi III - reaksionet e oksidimit intramolekular, reduktimit, në të cilat agjenti oksidues dhe agjenti reduktues janë në një molekulë: 2KClO3 à 3O2 + 2KCl.

4) Grupi IV – reagimet kundër disproporcionit. Reaksionet që ndodhin midis të njëjtit element, në gjendje oksidimi pozitiv dhe negativ, formohen në mënyrë të ndërmjetme. Art. oksidimi

2H2S + SO2 à 3S + 2H2O

(N 3- H 4) 2 N 3+ O 2 = N 2 0 + H 2 O

Pyetja 25) Agjentët tipikë reduktues në OVR. Cilat janë produktet e oksidimit të tyre? Jep shembuj. Klasifikimi i OVR.

Agjent reduktues – një substancë molekulat ose jonet e së cilës heqin dorë nga elektronet. Agjentët tipikë reduktues:

Atomet Me, jonet NeMe, të ngarkuar pozitivisht. jonet NeMe, Me, të cilët dhurojnë elektrone. Grupi 1: Fr Cs K Na Li Ba Sr Ca Mg

Grupi 2: Br (-) S (2-) Cl(-) I (-) Se(2-)

Grupi 3: SO3 NO2 SnO2

Grupi 4: Kationet metalike Sn Fe Cr Mn në gjendje të ulët oksidimi

Grupi 5: H2 C N2H2 CO SO2

Amoniaku dhe komponimet e amonit.

HCl (vetëm konc) KBr NaI CuS(2-)

Produktet e tyre të oksidimit: nëse një element është një agjent reduktues, gjendja e tij e oksidimit rritet.

Fe(+2) à Fe(+3)

Nitrit në nitrat

Sulfit në sulfat

NH3 në N2 ose HNO3 (ose kripëra)

S(2-) à S(0) SO4 (acid ose kripë)

HHal à Br2 I2 Cl2

HNO2 à zakonisht në NR

Pyetja e klasifikimit 25

Shembuj:

2KMnO4+ 10KBr (agjent reduktues) + 8H2SO4 à 2MnSO4 + 5Br2+ 6K2SO4 +8H2O

KMnO4 + 16HCl à 5Cl2+2 MnCl2 + 2KCl +8H2O

Pyetja 26) Agjentët tipikë oksidues në ORR. Cilat janë produktet e rikuperimit të tyre? Klasifikimi i OVR. Jep shembuj.

Një agjent oksidues është një substancë molekulat ose jonet e së cilës pranojnë elektrone. Agjentët tipikë oksidues:

1) substanca molekulat e të cilave përmbajnë atome elementësh në gjendje oksidimi më të lartë pozitiv, për shembull: KMn +7 O 4, KBi +5 O 3, K 2 Cr 2 +6 O 7, Pb +4 O 2; kromatet, dikromatet, manganatet

2) kationet metalike me ngarkesë më të lartë (gjendje më e lartë oksidimi), për shembull: Fe +3; Au +3 ; Sn +4 ;

3) halogjenet dhe oksigjeni (në temperatura të ngritura).

H2O2, H2SO4(k), HNO3

Klasifikimi i OVR: pyetja 24

Produktet e rikuperimit të tyre: Nëse një element është një agjent oksidues, gjendja e tij e oksidimit zvogëlohet; Ndër substancat e thjeshta, vetitë oksiduese janë karakteristike për jometalet tipike (F 2, Cl 2, Br 2, I 2, O 2, O 3). Halogjenët, duke vepruar si agjentë oksidues, fitojnë një gjendje oksidimi prej -1 dhe vetitë oksiduese dobësohen nga fluori në jod. Oksigjeni, kur reduktohet, fiton gjendjen e oksidimit –2 (H 2 O ose OH–).

Acidi sulfurik i përqendruar shfaq veti oksiduese për shkak të squfurit në gjendjen më të lartë të oksidimit +6. H 2 SO 4 i koncentruar në reaksione me metale mund të reduktohet në SO 2, S ose H 2 S. Përbërja e produkteve të reduktimit përcaktohet nga aktiviteti i metalit, përqendrimi i acidit dhe temperatura. Në temperatura të zakonshme, acidi sulfurik i përqendruar nuk reagon me metale si hekuri, kromi dhe alumini (fenomeni i pasivimit), dhe kur nxehet, H 2 SO 4 nuk reagon me arin dhe platinin. Metalet me aktivitet të ulët, që qëndrojnë në serinë e potencialeve standarde të elektrodës në të djathtë të hidrogjenit, reduktojnë acidin sulfurik të përqendruar në SO 2. Metalet aktive (Ca, Mg, Zn, etj.) reduktojnë acidin sulfurik të koncentruar në squfur të lirë ose sulfid hidrogjeni.

Produktet e reduktimit të KMnO 4 varen nga pH e mjedisit në të cilin zhvillohen reaksionet:

Në kripërat à acidike Mn(+2) dhe kripën K+

Në alkaline à K2MnO4

Në neutral à MnO2 + KOH

Dikromat, kromat kaliumi K 2 Cr 2 O 7 në një mjedis acid (H 2 SO 4) reduktohet në Cr 2 (SO 4) 3. Në një mjedis alkalik në Cr(OH)3 ose komplekse.

HNO3 (p) është kryesisht në NO, dhe i përqendruar në NO2.

KClO4 NaBrO3 KClO2 te kripërat pa oksigjen KCl NaBr

Halogjenet në Cl-Br-I- (acide ose kripëra)

Shembuj:

2KMnO 4 (agjent oksidues) + 5Na 2 SO 3 + 3H 2 SO 4 = 5Na 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O;

K 2 Cr 2 O 7 + 6FeSO 4 + 7H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O.

4Ca + 5H 2 SO 4 (konc) = 4CaSO 4 + H 2 S + 4H 2 O.

S + 2H 2 SO 4 (konc) = 3SO 2 + 2H 2 O

FeO + 4HNO 3(konc) = Fe(NO 3) 3 + NO 2 + 2H 2 O;

C + 4HNO 3 (konc) = CO 2 + 4NO 2 + 2H 2 O;

Pyetja 27) Informacione të përgjithshme rreth komponimeve komplekse: agjenti kompleksues, ligandët, numri i koordinimit, sferat e brendshme dhe të jashtme. Klasifikimi i komponimeve komplekse. Jep shembuj.

Komponimet e rendit më të lartë të formuara nga forma kimike më të thjeshta të qëndrueshme (molekula, jone, atome) quhen komponimet komplekse.

Joni (atom) qendror i përfshirë. lidhje e thirrur agjent kompleksues. (jon i një elementi d- ose f, më rrallë i një elementi p- ose s).

Që rrethojnë menjëherë jonet ose molekulat c/o, të quajtura ligandët, formojnë së bashku me c/o e brendshme(koordinim) sferë(e theksuar).

Jonet (molekulat) jashtë sferës së brendshme formohen sfera e jashtme vendosur lidhjet.

Numri i përgjithshëm i ligandëve në brendësi sfera quhet numri i koordinimit.

Klasifikimi i komponimeve komplekse. Jep shembuj: shih pyetjen 28.

Pyetja 28) Klasifikimi i përbërjeve komplekse: sipas llojit të ligandëve të koordinuar, sipas ngarkesës së jonit kompleks, sipas klasës së përbërjeve. Nomenklatura e komponimeve komplekse. Jep shembuj.

Klasifikimi i komponimeve komplekse:

1) sipas llojit të ligandëve të koordinuar: +) komplekset ujore, në të cilat ligandi është molekula e ujit. Për shembull: Cl3,

+) amino komplekset (amonikët): ligandë NH 3. Për shembull: Cl, (OH) 2.

+) komplekset acide, në të cilat ligandët janë anione të mbetjeve acidike. Për shembull: K, K 2.

+) komplekset hidroksi (OH). Shembull: Na3

+) tip i përzier [Cr(H2O)5Cl]Cl2* H2O

2) sipas ngarkesës së jonit kompleks: +) kationik – komplekset kanë c/o kationike. Për shembull: Cl2

+) anionike – komplekset kanë c/o anionike. Për shembull:

+) neutral – c/o nuk kanë tarifë. Për shembull:

3) sipas klasave të lidhjes:

+) komplekset acide. Për shembull: H 2 H[AuCl4].

+) komplekset bazë. Për shembull: OH (OH)2.

+) komplekset e kripës. Për shembull: K 3 Cl.

Nomenklatura c.s.:

Së pari ne e quajmë anionin, pastaj kationin, por duke treguar numrin dhe llojin e ligandit, emri lexohet nga e djathta në të majtë, emrat e kationeve dhe anioneve shkruhen veçmas dhe tregohet valenca e agjentit kompleks.

Në rastin e një anioni, merret rrënja e emrit latin të elementit dhe i shtohet "at" (stannate, aurat, plumbate). Për shembull: K 3 - heksahidroksoaluminat kaliumi (III); Cl – klorur diklorotetraminekrom (III).

Pyetja 29) Ligji i Hesit, kushtet për zbatimin e tij. Entalpia e formimit, djegies, atomizimit (përkufizimi).

Ligji i Hesit: Ndryshimi i entalpisë (energjisë së brendshme) të një reaksioni kimik nuk varet nga rruga e procesit, por varet vetëm nga lloji dhe gjendja e substancave fillestare dhe produkteve të reaksionit.

1. Lloji i vetëm i punës është puna e zgjerimit (pa punë të dobishme).
2. Presioni dhe temperatura nuk ndryshojnë (p, T = konst) - një proces izobarik-izotermik.
3. Vëllimi dhe temperatura nuk ndryshojnë (V, T = konst) – procesi izokorik-izotermik.
4. Reaksioni kimik duhet të vazhdojë deri në përfundim dhe në mënyrë të pakthyeshme.
5. Nxehtësia llogaritet për 1 mol substancë, d.m.th. është e nevojshme të merren parasysh koeficientët stekiometrikë në ekuacionin e reaksionit.
6. Efektet termike përcaktohen në kushte normale, T = 25ºС dhe p = 1 atm, dhe përdoret modifikimi më i qëndrueshëm.

entalpia e formimit H rreth f,298 (ose H rreth arr, 298) është ndryshimi i entalpisë në procesin e formimit të një substance të caktuar (zakonisht 1 mol), e cila është në gjendje standarde, nga substanca të thjeshta gjithashtu në gjendje standarde, dhe substancat e thjeshta janë të pranishme në gjendjet më të qëndrueshme termodinamikisht në një temperaturë të caktuar.

Entalpia e djegies – Entalpia standarde e djegies H o djegie,298 është entalpia e djegies së një lënde (zakonisht 1 mol) në gjendje standarde me formimin e CO 2 (g), H 2 O (l) dhe substancave të tjera, përbërja nga të cilat duhet të tregohen në mënyrë specifike. Të gjitha produktet e djegies duhet gjithashtu të jenë në gjendje standarde.

Entalpia e atomizimit ose energjia e jonizimitështë energjia minimale e nevojshme për të hequr një elektron nga një atom i lirë në gjendjen e tij më të ulët të energjisë (tokësore) deri në pafundësi.

Pyetja 30) Ligji i Hesit. Pasojat nga ligji i Hesit. Në çfarë kushtesh zbatohet ky ligj?

Ligji i Hesit: pyetja 29

Pasojat nga ligji i Hesit:

Përfundimi 1. , Ku n i Dhe n j

Përfundimi 2. , Ku n i Dhe n j– numrat e moleve (koeficientët në ekuacion).

1. Ndryshimi në entalpinë e reaksionit është i barabartë me shumën e entalpive të formimit të produkteve të reaksionit minus shumën e entalpive të formimit të substancave fillestare (përmbledhja kryhet duke marrë parasysh koeficientët stoikiometrikë).

2. Ndryshimi në entalpinë e reaksionit është i barabartë me shumën e entalpive të djegies së substancave fillestare minus shumën e entalpive të djegies së produkteve të reaksionit (përmbledhja kryhet duke marrë parasysh koeficientët stekiometrikë).

Kushti i përmbushjes pyetja 29

Pyetja 31) Karakteristikat standarde termodinamike. Koncepti i gjendjes standarde të substancave, gazeve dhe tretësirave individuale të lëngshme dhe kristalore. Ligji i Hesit.

Dega e kimisë që studion efektet termike të proceseve është termokimia.

Ligji i Hesit: pyetja 29

Gjendja standarde e një tretësire merret si një zgjidhje ideale, aktiviteti i tretësirës = 1 dhe entalpia = entalpia në një tretësirë ​​vërtet pafundësisht të holluar.

Fugaciteti (paqëndrueshmëria) është një sasi që lidhet me karakteristikat e tjera termodinamike të një gazi real në të njëjtën mënyrë si presioni është i lidhur me të në rastin e një gazi ideal.

Për gjendjen standarde të gaztë ata marrin gjendjen e një gazi hipotetikisht ideal, paqëndrueshmëria e të cilit është e barabartë me unitetin dhe entalpia e një gazi real në të njëjtën temperaturë dhe presion tenton në zero. Ato. sipas standardit komp. merret gaz i shkarkuar pafundësisht.

Një problem mbetet - modifikimet alotropike. Cili duhet të merret si standard? Ata marrin formën më të qëndrueshme, përveç: merret fosfori i bardhë, dhe jo ai i kuq më i qëndrueshëm, sepse ai është më reaktiv; S (rombike), jo S (monoklinike); C (c. grafit), jo C (c. diamant). Nëse gjenden të gjithë pjesëmarrësit në proces. në standard. kusht, atëherë reagimi është standard dhe tregohet me "zero" sipër djathtas.

Për substancat individuale të lëngëta dhe kristalore, gjendja e tyre nën presion normal merret si gjendje standarde në çdo temperaturë.

Pyetja 32) Entalpia dhe energjia Gibbs, kuptimi i tyre fizik, lidhja midis tyre.

Entalpia(përmbajtja e nxehtësisë, funksioni termik i Gibbs), potenciali termodinamik, që karakterizon gjendjen e një sistemi termodinamik kur zgjedh entropinë S dhe presionin p si variablat kryesore të pavarura. Shënuar nga H

Energjia Gibbs është një funksion termodinamik i gjendjes së sistemit. Kuptimi fizik: Energjia e Gibbs-it tregon spontanitet gjatë një reaksioni kimik.

ΔG = Нт –TΔS

Kuptimi fizik i entalpisë: kuptimi fizik i entalpisë: ndryshimi i saj është nxehtësia që i jepet sistemit në një proces izobarik (në presion konstant).

Le të analizojmë ekuacionin G o T = H o T - T S o T. Në temperatura të ulëta, T S o T është i vogël. Prandaj, shenja e G o T përcaktohet kryesisht nga vlera e H o T (faktori entalpi). Në temperatura të larta T S o T është një vlerë e madhe, shenja e D G o T përcaktohet edhe nga faktori i entropisë. Në varësi të raportit të faktorëve të entalpisë (H o T) dhe entropisë (T S o T), ekzistojnë katër variante procesesh.

1. Nëse jo T< 0, S о Т >0, pastaj G o T< 0 всегда (процесс может протекать самопроизвольно при любой температуре).

2. Nëse H o T > 0, S o T< 0, то G о Т >0 gjithmonë (procesi nuk ndodh në asnjë temperaturë).

3. Nëse jo T< 0, S о Т < 0, то G о Т < 0 при Т < Н о / S о (процесс идет при низкой температуре за счет энтальпийного фактора).

4. Nëse H o T > 0, S o T > 0, atëherë G o T< 0 при Т >H o / S o (procesi ndodh në temperaturë të lartë për shkak të faktorit të entropisë).

Pyetja 33) Energjia e Gibbsit si funksion termodinamik i gjendjes. Përkufizimi dhe vetitë. Llogaritja e energjisë standarde Gibbs të një procesi nga të dhënat e referencës. Kriteri për reaksionet spontane.

G është një funksion i gjendjes së sistemit, i quajtur energjia Gibbs. Është e barabartë me ndryshimin ndërmjet entalpisë dhe produktit të entropisë dhe temperaturës: G=H – T∙S Vlera absolute e G nuk mund të përcaktohet. ∆G=∆H – T∙∆S Llogaritni ∆G në të njëjtën mënyrë si ∆H, duke përdorur energjitë standarde të Gibbs-it të formimit të substancave. Reaksioni kimik ΔG = ∑n i G i (produktet) − ∑n j G j (substanca fillestare)

Shenjtorët e f-tion:

1) një funksion i paqartë, i fundëm, i vazhdueshëm i gjendjes së sistemit;

2) ka vetinë e pavarësisë ΔG nga rruga e kalimit nga substancat fillestare në produkte.

3) −A kat ≥ G 2 − G 1 = ΔG.

Kuptimi fizik i energjisë së Gibbs-it rrjedh nga relacioni: -Apol=U2+pV2-TS2-(U1-pV1-TS1) – energjia e Gibbs-it në një proces ekuilibri është e barabartë me punën e dobishme që mund të bëjë sistemi, deri në një-shenjë. Në rastin e proceseve jo ekuilibër, energjia Gibbs do të jetë (me shenjën e kundërt) e barabartë me punën maksimale të mundshme të dobishme që mund të bëjë sistemi.

: në sistemet në P, T = konst, vetëm proceset e shoqëruara nga një ulje e energjisë Gibbs mund të ndodhin spontanisht
(G< 0). При достижении равновесия в системе G = 0.

Pyetja 34) Kriteri për shfaqjen spontane të reaksioneve, faktorët e entalpisë dhe entropisë së procesit. Cilat reaksione ndodhin spontanisht në tretësirat ujore?

Kriteri që procesi të ndodhë në mënyrë spontane: Pyetja 34

ΔG = ΔН – ТΔS. rrjedha spontane e procesit (ΔG< 0) возможно при:

· Nëse ΔH< 0 и ΔS >0, atëherë gjithmonë ΔG< 0 и реакция возможна при любой температуре.

· Nëse ΔH > 0 dhe ΔS< 0, то всегда ΔG >0, dhe një reagim me thithjen e nxehtësisë dhe një ulje të entropisë është i pamundur në asnjë kusht.

· Në raste të tjera (ΔH< 0, ΔS < 0 и ΔH >0, ΔS > 0) shenja e ΔG varet nga marrëdhënia midis ΔH dhe TΔS. Një reagim është i mundur nëse shoqërohet me një ulje të potencialit izobarik; në temperaturën e dhomës, kur vlera e T është e vogël, vlera e TΔS është gjithashtu e vogël dhe zakonisht ndryshimi i entalpisë është më i madh se TΔS. Prandaj, shumica e reaksioneve që ndodhin në temperaturën e dhomës janë ekzotermike. Sa më e lartë të jetë temperatura, aq më i madh është TΔS, madje edhe reaksionet endotermike bëhen të realizueshme.

Sa më negativ ΔG, aq më i thjeshtë ndodh procesi në kushte më të buta.

Entalpia dhe faktorët e entropisë së procesit:

Nëse ΔН<0 отражает стремление к объединению частиц в более крупные агрегаты, то ΔS>0 pasqyron dëshirën për një rregullim të rastësishëm të grimcave, për ndarjen e tyre. Sistemi kalon në një gjendje me energji minimale kur ΔS=0, por nëse ΔH=0, atëherë sistemi kalon spontanisht në gjendjen më të çrregullt. Secila prej këtyre tendencave të kundërta, e shprehur në mënyrë sasiore nga ΔH dhe ΔS, varet nga natyra e substancës dhe kushtet e procesit (temperatura, presioni, raporti midis reagentëve, etj.).

Produkt TΔS (kJ/mol) pov. faktori i entropisë së procesit, ΔН – faktori entalpi. Në gjendje ekuilibri: ΔН = ТΔS. Ky ekuacion është Kushti i ekuilibrit karakterizon gjendjen e një sistemi të caktuar kur ritmet e proceseve të kundërta që ndodhin në të bëhen të barabarta. Nga ky ekuacion: llogaritja e ndryshimit të entropisë në një proces ekuilibri është e mundur nga sasitë e matura drejtpërdrejt. ΔH e tranzicionit fazor mund të përcaktohet eksperimentalisht duke përdorur një kalorimetër.

Reaksionet që ndodhin spontanisht në tretësirat ujore: Për të cilat ndryshimi në energjinë e Gibbs është më i vogël se zero.

Pyetja 35) Bilanci kimik. Ekuilibri i vërtetë (i qëndrueshëm) dhe i dukshëm (kinetik), shenjat e tyre. Jep shembuj.

Ekuilibri është gjendja jonike e një sistemi që nuk ndryshon me kalimin e kohës dhe kjo qëndrueshmëri nuk është për shkak të shfaqjes së ndonjë procesi të jashtëm. Ekuilibri mbetet i pandryshuar për sa kohë që kushtet e jashtme nuk ndryshojnë. Ka ekuilibër të vërtetë (të qëndrueshëm) dhe të dukshëm (kinetik).

Ekuilibri i vërtetë mbetet i pandryshuar jo për shkak të mungesës së proceseve, por për shkak të ndodhjes së tyre njëkohësisht në dy drejtime të kundërta me të njëjtën shpejtësi. Bilanci i vërtetë ka karakteristikat e mëposhtme:

1. Nëse nuk ka ndikim të jashtëm, atëherë sistemi është konstant me kalimin e kohës.

2. Çdo ndikim i vogël i jashtëm shkakton ndryshim në ekuilibrin e sistemit. Nëse hiqet ndikimi i jashtëm, sistemi kthehet në gjendjen e tij origjinale.

3. Gjendja e sistemit do të jetë e njëjtë pavarësisht se cilës anë i afrohet ekuilibrit.

Ekuilibri i dukshëm është gjithashtu konstant me kalimin e kohës në mungesë të ndikimit të jashtëm, por shenjat e dyta dhe të treta nuk janë karakteristike për të. Një shembull i një sistemi në ekuilibër të dukshëm është një zgjidhje e mbingopur: mjafton që një grimcë të futet në një tretësirë ​​të tillë ose të lëkundet dhe fillon lirimi i lëndës së tepërt të tretur nga tretësira.

Kur kushtet e jashtme ndryshojnë, ekuilibri ndryshon në përputhje me kushtet e reja, ose, siç thonë ata, "ndryshon".

Pyetja 36) Bilanci kimik. Parimi Le Chatelier-Brown dhe ndryshimi i ekuilibrit. Shqyrtoni shembullin e reagimit......

Pyetja e ekuilibrit kimik 35

Zhvendosja e ekuilibrit i bindet një modeli të quajtur Parimi i Le Chatelier: “Nëse një sistem që është në ekuilibër të vërtetë ndikohet nga jashtë, duke ndryshuar ndonjë nga parametrat që përcaktojnë gjendjen e ekuilibrit, atëherë në sistem do të forcohet drejtimi i procesit që dobëson efektin e ndikimit dhe pozicioni i sistemi do të zhvendoset në të njëjtin drejtim.”

Kompensimi i ekuilibrit:

1) Rritja e temperaturës së sistemit të ekuilibrit rrit procesin endotermik, ftohjen - anasjelltas.

2) ndryshimet në presion ndikojnë ndjeshëm vetëm në ekuilibrat e sistemeve të gazit. Një rritje e presionit për ta çon në një zhvendosje të ekuilibrit drejt një vëllimi më të vogël, një rënie të presionit - drejt një vëllimi më të madh.

3) rritja e përqendrimit të ref. c-c çon në një zhvendosje të ekuilibrit në të djathtë (drejt produkteve).

Pyetja 37) Konstanta e ekuilibrit kimik. Marrëdhënia midis vlerave të K p dhe K c për ekuilibrat e gazit. Konstantet e komunikimit dhe ekuilibrit.

Një karakteristikë sasiore e ekuilibrit kimik është konstanta e ekuilibrit kimik

2 SO2 (g) + O 2 (g) 2 SO 3 (g)

Në momentin e ekuilibrit, përqendrimi nuk ndryshon, dhe as presioni i pjesshëm i gazeve nuk ndryshon.

Ks =

Presioni i pjesshëm i një gazi është presioni që ky gaz do të prodhonte nëse do të zinte të gjithë vëllimin

Marrëdhënia ndërmjet Kc dhe Kp për proceset homogjene:

P1 = n1*R*T/V = C1*RT

Kr = Kc(RT)^ Δn

Δn - ndryshimi në koeficientët për formulat e substancave në anën e djathtë dhe të majtë në një ekuacion kimik

Konstanta e ekuilibrit kimik lidhet me ndryshimin në energjinë e Gibbs nga ekuacioni:

G T o = – RTlnK .

Sa më e ulët të jetë energjia e Gibbs-it, aq më e lartë është konstanta e ekuilibrit

K= 1 ΔG=0 ekuilibër kimik

K<1 ΔG>0 (ekuilibri do të zhvendoset majtas) K>1 ΔG<0 (равновесие сместится вправо)

Pyetja 38) Ekuilibri i shpërbërjes së elektroliteve të lidhur (të dobët) duke përdorur një shembull.... Shkalla e disociimit, konstanta e disociimit. Ligji i hollimit i Ostwald.

Shkalla e disociimit aështë raporti i numrit të molekulave të shpërbëra në jone N¢ me numrin total të molekulave të tretura N:

Shkalla e disociimit shprehet si përqindje ose pjesë e një njësie. Nëse a = 0, atëherë nuk ka disociim dhe substanca nuk është elektrolit. Nëse a = 1, atëherë elektroliti shpërbëhet plotësisht në jone.

Elektrolitët e dobët në tretësirat ujore përfshijnë acidet: karbonik, sulfuror, sulfur hidrogjeni, sulfurik (në fazën e dytë), ortofosforik, të gjitha acidet karbonike; bazat: hidroksidet e magnezit, beriliumit, aluminit, amonit, të gjitha hidroksidet e elementeve d.

Konstanta e disociimit - konstanta e ekuilibrit në procesin e disociimit është e njëjtë.

A m B n(k) = mA n+ + nA m-

K diss =

Konstanta e disociimit karakterizon aftësinë e një elektroliti për t'u ndarë në jone. Sa më e madhe të jetë konstanta e disociimit, aq më shumë jone në tretësirën e dobët të elektrolitit. Për shembull, në një tretësirë ​​të acidit azotik HNO 2 ka më shumë jone H + sesa në një tretësirë ​​të acidit hidrocianik HCN, pasi K(HNO 2) = 4,6·10 - 4, dhe K(HCN) = 4,9·10 - 10 .

Për elektrolitet I-I të dobët (HCN, HNO 2, CH 3 COOH), vlera e konstantës së disociimit K d lidhet me shkallën e disociimit dhe përqendrimit të elektrolitit c Ekuacioni Ostwald:

Për llogaritjet praktike, me kusht që<<1 используется приближенное уравнение

Pyetja 39) Parimet për ndërtimin e një shkalle të funksioneve standarde termodinamike për formimin e joneve në tretësirat ujore. Si të përcaktohet entalpia standarde e formimit... në tretësirë ​​ujore.

Një tretësirë ​​pafundësisht e holluar është një tretësirë ​​në të cilën për secilën molekulë të një tretësire ka një numër pafundësisht të madh molesh të një tretësire. Karakteristikat e tij:

1) të gjithë elektrolitet në të janë plotësisht të shkëputur.

2) bashkëveprimi ndërmjet joneve mungon plotësisht.

Çdo veti e një joni individual, për shembull termodinamik, nuk mund të përcaktohet objektivisht. Në situata të tilla, ata përdorin ndërtimin e një shkalle të vlerave relative, në të cilën vlera e pronës në fjalë për njërin prej sistemeve është postuluar dhe vlera e vetive të sistemeve të tjera matet nga vlera e pranuar. Në veçanti, për tretësirat ujore të elektroliteve, shkalla e funksioneve termodinamike. arr. jonet ndërtohen në bazë të supozimeve të mëposhtme:

ΔH 0 (H + ∞ tretësirë) = 0

S 0 (zgjidhje H + ∞) = 0

ΔG 0 (H + ∞ tretësirë) = 0

Në bazë të kësaj fitojmë: ΔNobr0HCl (tretësirë, st.s.)=ΔNobr0H+(tretësirë, st.s.)+ΔNobr0Cl-(tretësirë, st.s.)= ΔNobr0Cl- (tretësirë, st.s. )

Gjetëm ΔNobr0Cl- (tretësirë, st.c), pastaj gjejmë ΔNobr0NaCl (tretësirë, st.c), dhe prej saj - ΔNobr0Na+ (tretësirë, st.c), etj.

Ne marrim një shkallë të entalpive të formimit të joneve.

Si e gjetët ΔNobr0HCl(tretësirë, st.s)? ½ H2(g) + ½ Cl2(g) + ∞H2O(l)=HCl (½ H2(g) + ½ Cl2(g))= ΔNobr0HCl(g) ----->HCl(g)--- -(+ ∞H2O(l)= ΔΝsolt0HCl(g))---->HCl Marrë: ΔNobr0HCl(tretësirë, st.s.)= ΔNobr0HCl(g)+ ΔHsol0HCl(g)

Si e gjetët vlerën e fundit? ΔNobr0HCl(tretësirë, HCl*nH2O)= ΔNobr0HCl(g)+ ΔHsolt0HCl(g) me formimin e tretësirës me përbërje HCl*nH2O.
Në mënyrë të ngjashme, u gjetën energjitë standarde të Gibbs-it të formimit të joneve dhe entropitë standarde të joneve. Edhe pse entropitë mund të jenë vetëm pozitive, Entropitë e joneve gjithashtu mund të jenë negative, meqenëse janë sasi relative.

Pyetja 40) Shkallët e vlerave të pH dhe pOH. Llogaritja e pH e tretësirave të elektroliteve të pashoqëruara duke përdorur shembuj....

Ekuilibri i procesit të shpërbërjes së ujit

H 2 O H + + OH -

përshkruhet nga konstantja K w, e cila quhet "produkt jonik i ujit". Produkti jonik i ujit është:

K w = [H + ] [OH - ].

Për qëllime praktike, është i përshtatshëm të përdoret jo përqendrimi i joneve të hidrogjenit, por treguesi i tij i hidrogjenit - logaritmi dhjetor negativ - pH. Vlera e pH është:

pH - një tregues i aciditetit ose alkalinitetit të mjedisit

pH = - log.

H + – aktiviteti i joneve të hidrogjenit

1) Në një mjedis neutral pH = - log10 -7 = 7

2) Në një mjedis me pH acid< 7

3) Në një mjedis alkalik pH > 7

Megjithatë, për qëllime praktike, kur llogaritet pH e tretësirave të holluara, zakonisht përdoret ekuacioni

pH + pH = 14,

ku pOH = - log[O H- ].

4) Megjithatë, në një mjedis shumë alkalik pH mund të jetë pak më i lartë se 14, dhe në një mjedis shumë acid mund të marrë vlera negative.

Pyetja 41) Ekuilibri i shpërbërjes së ujit. Produkt jonik i ujit. Shkallët e vlerave të pH dhe pOH.

Uji i pastër, edhe pse i dobët (në krahasim me tretësirat e elektrolitit), mund të përçojë rrymë elektrike. Kjo shkaktohet nga aftësia e një molekule uji për t'u shpërbërë (shpërbërë) në dy jone, të cilët janë përçues të rrymës elektrike në ujin e pastër:

H 2 O ↔ H + + OH -

Disociimi është i kthyeshëm, domethënë jonet H + dhe OH - mund të formojnë përsëri një molekulë uji. Më në fund vjen dinamike ekuilibër në të cilin numri i molekulave të kalbura është i barabartë me numrin e joneve H + dhe OH - të formuara.

Produkti jonik i ujit:

1) Kd =

2) Kd H2O mund të gjendet nga termodinamika. f-i:

ΔG 0 diss = -RT*lnK diss (përdor vlerat e tabelës)

3) α<<1 в растворе const

V h 2 o = 1l m h 2 o = 1000g

e barabartë =1000(g/l)/18(g/mol)=55,6 mol/l. = konst

Kdiss* = konst = * = Kw

* = Kw – produkt jonik i ujit

Kw = Kdiss* = 1,8*10 -16 * 55,56 = 10 -14

* = Kw = 10 -14

Shkalla e pH dhe vlerave të pH pyetja 40

Pyetja 42) Ekuilibri i shpërbërjes së përbërjeve komplekse. Konstante stabiliteti dhe konstante jostabiliteti. Reaksionet e formimit të komponimeve komplekse. Jepni shembuj të përgatitjes së një kompleksi hidrokso, një kompleksi amino dhe një kompleksi acid.

Reaksionet për formimin e komponimeve komplekse: komponimet komplekse formohen dhe ekzistojnë në tretësira me një tepricë relativisht të madhe të ligandit. Zakonisht merret disa herë më shumë se sasia e kërkuar në përputhje me raportin stekiometrik. Si rezultat, shpërbërja e përbërjes komplekse shtypet dhe stabilizohet.

Fortësitë e ndryshme të lidhjes në sferat e brendshme dhe të jashtme të një përbërje komplekse çojnë në ndryshime në natyrën e ndarjes së këtyre pjesëve të molekulës. Në sferën e jashtme në tretësirat ujore, të gjitha komponimet komplekse janë elektrolite të forta, ndërsa disociimi në sferën e brendshme ndodh në një masë të parëndësishme.

K22K + + [Zn(CN)4]2-; 2- Zn 2+ + 4CN - .

Konstanta e ekuilibrit për procesin e fundit (shkëputja e një joni kompleks) quhet konstanta e paqëndrueshmërisë: K barabartë = K fole = .

Konstanta e ekuilibrit të procesit të kundërt: Zn 2+ + 4CN - = 2- thirret. konstante qëndrueshmërie: K e barabartë. = Te goja = .

Sa më shumë K gojë. (më pak fole K.), sa më i fortë të jetë përbërja komplekse, aq më e dobët shkëputet. Është e qartë se puna K gojë. dhe K foleja. barazohet me një.

Shembuj:

1) Komplekset hidrokso– komponime komplekse që përmbajnë jone hidroksid OH - si ligandë. Komplekset hidrokso formohen në reaksione protoliza nga komplekset akua:

3+ + H 2 O 2 + + H 3 O +

ose pas shpërbërjes hidroksidet amfoterike në tretësirat ujore të hidroksideve të metaleve alkali:

Zn(OH) 2 + 2 OH - = 2 -

2) Ky grup i komponimeve komplekse mund të ndahet në dy pjesë: komplekse me ligandët që përmbajnë oksigjen dhe komplekset me pa oksigjen(kryesisht halide ose pseudohalide) ligandët. Për shembull, komplekset acide me ligandë që përmbajnë oksigjen përfshijnë jonin ditiosulfatoargjent (I), i cili përftohet nga reaksioni i shkëmbimit:

Ag + + 2 SO 3 S 2 - = 3 -

dhe jon heksanitrokobaltat (III), i cili precipiton si kristale të vogla të verdha të kripës së kaliumit kur përzihen tretësirat që përmbajnë klorur kobalt(II), nitrit kaliumi dhe acid acetik:

CoCl 2 + 7 KNO 2 + 2 CH 3 COOH =
= K 3 ¯ + JO + 2 KCl + 2 CH 3 COOK + H 2 O

3) Komplekset e amoniakut zakonisht përgatiten duke reaguar me kripërat ose hidroksidet e metaleve amoniaku V ujë ose tretësirat jo ujore, ose përpunimit të njëjtat kripëra në gjendje kristalore gaz amoniak:

AgCl(t) + 2 NH 3 . H 2 O = Cl + 2 H 2 O

Cu(OH) 2 (t) + 4 NH 3. H 2 O = (OH) 2 + 4 H 2 O

NiSO 4 + 6 NH 3 . H 2 O = SO 4 + 6 H 2 O

CoCl 2 + 6 NH 3 (g) = Cl 2

Në rastet kur kompleksi i amoniakut është i paqëndrueshëm në një tretësirë ​​ujore, ai mund të merret në amoniak të lëngshëm:

AlCl 3 (s) + 6 NH 3 (l) = Cl 3 (s)

Pyetja 43) Tretësirat buferike dhe vetitë e tyre. Llogaritja e pH-së së tretësirës buferike të përbërjes....

Tretësirat tampon janë tretësira që kanë një vlerë konstante pH, të pavarur nga hollimi dhe shtesat e vogla të acideve dhe alkaleve të forta.

1) Mund të jenë: përzierje të një acidi të dobët dhe kripës së tij

CH3COOH + CH3COONa pH<7

2) Baza e dobët dhe kripa e saj

NH4OH+NH4Cl pH<7

Shembull: HCN + KCN

Kdiss HCN = * /

Kdiss * /

Në prani të një elektroliti të fortë KCN disoc. HCN është e shtypur sipas parimit të Le Chatelier Brownie. Atëherë përqendrimi i HCN mund të barazohet me përqendrimin e acidit.

E barabartë ̴̴ C HCN ref = C acid

E barabartë ̴ C KCN ref = C kripë

Kdiss * (Acidet/Kripërat)

Kdiss * (Me bazë/Me kripë)

Acidet/kripërat С = konstancë gjatë hollimit të tretësirës

H+ + CN- à HCN në mjedis acid

OH- + H+ à H2O në një mjedis alkalik

Praktikisht asnjë efekt në pH

Siç shihet:

1) kur holloni tretësirën me ujë, kjo çon në të njëjtën ulje S për ju Dhe Me kripë, dhe raporti Me kripë / Me kripë nuk do të ndryshojë dhe pH do të mbetet i njëjtë.

2) shtoni disa pika HCl në tretësirën tampon dhe një pjesë e kripës do të shndërrohet në kripë; si rezultat S për ju rritet pak dhe Me kripë– do të ulet, dhe raporti Me kripë / Me kripë

3) Kjo do të ndodhë kur derdhni disa pika tretësirë ​​NaOH në përzierjen buferike: Me kripë rritet S për ju do të ulet pak, dhe raporti Me kripë / Me kripë dhe në përputhje me rrethanat pH e tretësirës buferike do të ndryshojë pak.

Pyetja 44) Ekuilibri i shpërbërjes dhe shpërbërjes së një elektroliti pak të tretshëm. Produkt i tretshmërisë. Marrëdhënia midis PR dhe tretshmërisë (për shembull.....).

AmBn(k)↔ AmBn↔ mA(n+) + nB(m-)- tretësirë
zgjidhje e ndërmjetme
АmBn(k) ↔ mA(n+) + nB(m-)

K është e barabartë me = m * n /

PR = produkt i tretshmërisë (SP).

Meqenëse = konst, atëherë

K është e barabartë me * = m * n = PR

PR = m * n

Kështu, produkt i tretshmërisë (SP)është konstanta e ekuilibrit të shpërbërjes dhe shpërbërjes së një elektroliti pak të tretshëm. Është numerikisht i barabartë me produktin e përqendrimeve (aktiviteteve) të joneve në fuqi të koeficientëve stekiometrikë në një tretësirë ​​ujore të ngopur të një elektroliti të caktuar pak të tretshëm. Le tretshmëria (përqendrimi i një tretësire të ngopur në një temperaturë të caktuar) elektroliti është i barabartë R mol/l. Pastaj:

PR= (mp) m (np) n = m m * n n * p m+n

Nga këtu gjejmë lidhjen ndërmjet PR dhe tretshmërisë: .

Nëse PC > PR- do të formohet një precipitat, PC< ПР - precipitati do të shpërndahet, PC = PR- do të vendoset ekuilibri. (

Pyetja 45) Kushtet për precipitimin dhe shpërbërjen e elektroliteve pak të tretshëm. Marrëdhënia midis PR dhe tretshmërisë duke përdorur shembullin e....

Nëse PC > PR- do të formohet një precipitat, PC< ПР - precipitati do të shpërndahet, PC = PR- do të vendoset ekuilibri. ( PC = n. m. PC– produkti i përqendrimeve).

Pyetja 46) Produkti i tretshmërisë si një konstante ekuilibri për shpërbërjen dhe shpërbërjen e një përbërjeje të dobët të tretshme. Marrëdhënia midis PR dhe tretshmërisë duke përdorur shembullin e....

Pyetja 44-45

Pyetja 47) Hidrolizë e plotë (e pakthyeshme). Përmirësimi i ndërsjellë i hidrolizës (ko-hidroliza). Jep shembuj.

Hidroliza– një reaksion shkëmbimi ndërmjet një substance të tretur (për shembull, kripës) dhe ujit. Hidroliza ndodh në rastet kur jonet e kripës janë të afta të formojnë elektrolite pak të disociuara me jonet H + dhe OH - të ujit.

Hidroliza e disa kripërave të formuara nga baza të dobëta dhe acide të dobëta është e pakthyeshme.

Për shembull, sulfuri i aluminit hidrolizohet në mënyrë të pakthyeshme:

Al 2 S 3 + 6H 2 O 2Al(OH) 3 + 3H 2 S.

Hidroliza ndodh në mënyrë të pakthyeshme nëse një kripë e formuar nga një metal i rëndë dhe një kripë e formuar nga një acid i dobët i avullueshëm futen njëkohësisht në tretësirë, për shembull,

2A.I. CI 3 +3 Na 2 S+ H 2 O = Al 2 S 3 +6NaCI

CH3COONH4 = CH3COO + NH4

SbCl 3 + H 2 O SbOCl + 2HCl.

Përmirësimi i ndërsjellë i hidrolizës. Le të supozojmë se ekuilibrat vendosen në enë të ndryshme:

CO 3 2– + H 2 O HCO 3 – + OH –

Al 3+ + H 2 O AlOH 2+ + H +

Të dyja kripërat hidrolizohen pak, por nëse tretësirat përzihen, ndodh lidhja e joneve H + dhe OH –. Në përputhje me parimin e Le Chatelier, të dy ekuilibrat zhvendosen në të djathtë dhe hidroliza vazhdon plotësisht:

2 AlCl 3 + 3 Na 2 CO 3 + 3 H 2 O = 2 Al(OH) 3 + 3 CO 2 + 6 NaCl

Kjo quhet përmirësim i ndërsjellë i hidrolizës.

2FeCl 3 +3Na 2 CO 3 +3H 2 O=2Fe(OH) 3 +6NaCl+3CO 2
2Fe 3+ +3CO 3 2- +3H 2 O=2Fe(OH) 3 +3CO 2
Al 2 (SO 4) 3 +3Na 2 CO 3 +3H 2 O=2Al(OH) 3 +3Na 2 SO 4 +3CO 2
2Al 3+ +3CO 3 2- +3H 2 O=2Al(OH) 3 +3CO 2
Cr 2 (SO 4) 3 +3Na 2 S+6H 2 O=2Cr(OH) 3 +3Na 2 SO 4 +3H 2 S
2Cr 3+ +3S 2- +6H 2 O=2Cr(OH) 3 +3H 2 S

2CuCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O → (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 + 4 NaCl

Pyetja 48) Hidrolizë e plotë (e pakthyeshme). Jepni dy shembuj. Hidroliza e përbashkët e dy kripërave me formimin e a) hidroksidit të metalit (+3), b) karbonatit të metalit bazë (+2).

a) 2NaCl 3 (cr) + 3Na 2 CO 3 (cr) + 3H 2 O (l) = 2Al(OH) 3 (sol) + 3CO 2 (g) + 6NaCl (p - p)

b) 2CuCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 ↓ + CO 2 + 4NaCl

Pyetja 49) Hidroliza e kripërave njëkohësisht me kation dhe anion (hidrolizë e kthyeshme). Llogaritja e konstantës së hidrolizës, shkalla e hidrolizës dhe pH e tretësirave të kripërave të tilla duke përdorur shembullin e ...

Kripërat e formuara nga një bazë e fortë dhe një acid i dobët, për shembull, CH 3 COONa, Na 2 CO 3, Na 2 S, KCN, hidrolizohen në anion:

CH 3 COONa + HON CH 3 COOH + NaOH (pH > 7).

AB + H2O = AOH + HB

Kravn = [ID e telefonuesit]* / *

Kequal[H2O] = Khydr = konst

Khydr = * /

Kt + + A - + H 2 O = KtOH + HA

Konstanta e hidrolizës ka formën:

Le të jetë përqendrimi total i kripës së hidrolizuar njëkohësisht në kation dhe anion të barabartë me Me mol/l, shkalla e hidrolizës është h. Pastaj:

Nga këtu: . Vlera e konstantës së hidrolizës nuk varet nga përqendrimet e kripërave të hidrolizuara, ose, me fjalë të tjera, shkalla e hidrolizës së një kripe që i nënshtrohet hidrolizës së kationit dhe anionit në të njëjtën kohë do të jetë e njëjtë në çdo përqendrim të kripës në tretësirë. .

Pyetja 51) Hidroliza e kripërave me anion. Metodat për shtypjen e hidrolizës. Llogaritja e konstantës së hidrolizës, shkalla e hidrolizës dhe pH e tretësirave të kripërave të hidrolizuara në anion duke përdorur shembullin e ....

Një kripë formohet nga një bazë e fortë dhe një acid i dobët (NaCN K2SO3 Na3PO4)

NaCN = Na+ + CN-

CN- + HOH = HCN + OH-

Metodat për të shtypur hidrolizën:

1) ftohja e tretësirës;

2) shtimi i acidit në tretësirë ​​për të shtypur hidrolizën e kationit, shtimi i alkalit në tretësirë ​​për të shtypur hidrolizën e anionit.

Lloji i përgjithshëm i hidrolizës me anion:

Atëherë konstanta e hidrolizës është:

Produkti na jep konstantën e produktit jonik të ujit - K W, dhe fraksioni është konstanta e shpërbërjes së acidit. Kështu marrim:

Sepse = dhe = Ssoli

Sepse αhydr<1 мала

Kg = =

Gjejmë edhe pH-në e tretësirës

Shkalla e hidrolizës () është e barabartë me raportin e numrit të molekulave të hidrolizuara me numrin total të molekulave të tretura. Gjatë hidrolizës me anion nuk është i madh. Sa më i dobët të jetë acidi (ose baza), aq më e madhe është shkalla e hidrolizës.

Ne konsiderojmë një molekulë poliatomike ose fragment të saj në të cilin atomi qendror A është i lidhur me secilin nga atomet B, të cilët nuk janë të lidhur me njëri-tjetrin. Atomet B mund të jenë të njëjta ose të ndryshme.

Çiftet e elektroneve të nivelit të valencës ndahen në ato lidhëse (sipas numrit të lidhjeve dy-elektronike me atome B) dhe çifte të vetme, të cilat nuk përfshihen në formimin e lidhjeve. Zmbrapsja minimale korrespondon me rregullimin e çifteve rreth atomit qendror, në të cilin ata janë maksimalisht të largët nga njëri-tjetri.

Ne përcaktojmë Numri sterik e barabartë me shumën e atomeve të bashkangjitura dhe çifteve të vetme të elektroneve.

Sipas vlerës së numrit sterik, ne përcaktojmë konfigurimin e molekulës. 2-lineare, 3-trigonale, 4-tetraedrale, 5-trigonale bipiramida.

18 Forcat e bashkëveprimit ndërmolekular janë të natyrës elektrike. Ato karakterizojnë tërheqjen ose zmbrapsjen elektrostatike që ndodh midis molekulave polare dhe atyre jopolare, në të cilat dipolet lindin nën ndikimin e faktorëve të jashtëm. Forca të tilla quhen nga forcat van der Waals(për nder të shkencëtarit që propozoi ekuacionin e gjendjes së një gazi që merr parasysh ndërveprimin ndërmolekular).
Në distanca relativisht të mëdha ndërmjet molekulave, kur shtresat e tyre elektronike nuk mbivendosen, shfaqet vetëm veprimi i forcave tërheqëse. Nëse molekulat janë polare, atëherë midis tyre ndodh një ndërveprim elektrostatik, i quajtur orientuese. Sa më shumë të jetë, aq më domethënës është momenti dipol i molekulave ( Një masë e polaritetit të lidhjes është momenti elektrik i dipolit μsv, i barabartë me produktin e ngarkesës efektive δ dhe gjatësinë e dipolit ld μsv= δ* ld ) . Rritja e temperaturës e dobëson këtë ndërveprim, pasi lëvizja termike prish orientimin e ndërsjellë të molekulave. Tërheqja e molekulave polare zvogëlohet me shpejtësi me distancën ndërmjet tyre. Teoria (V. Keesom, 1912) jep marrëdhënien e mëposhtme për energjinë e ndërveprimit orientues midis dy molekulave polare identike:

Ku m– momenti dipol i molekulës; N A- Numri i Avogadro-s; R– konstante universale e gazit; T - temperatura absolute; r - distanca midis dy molekulave që ndërveprojnë.

Kjo marrëdhënie vlen mjaft saktë për kushtet e temperaturave të larta dhe presioneve të ulëta, kur distanca midis dipoleve është dukshëm më e madhe se gjatësia e dipolit. Molekulat jopolare, njëherë në fushën e grimcave polare fqinje (molekula, jone), polarizohen dhe në to shfaqet një moment dipol i induktuar. Sa më lehtë të deformohet molekula, aq më i rëndësishëm është ndërveprimi i dipoleve të induktuara. Energjia e ndërveprimit të molekulave të tilla rritet me rritjen e momentit të dipolit dhe zvogëlohet shpejt me rritjen e distancës r ndërmjet tyre, por nuk varet nga temperatura, pasi dipolet induktohen në çdo rregullim hapësinor të molekulave. Për energjinë induksioni ndërveprimet ndërmjet dy molekulave polare identike janë si më poshtë:

Ku a- polarizueshmëria e molekulës.

Energjia e tërheqjes ndërmolekulare nuk kufizohet në terma U Të mërkurën, U ind. Për substanca të tilla jopolare si Ne dhe Ar, të dy këta terma janë të barabartë me zero, megjithatë, gazrat fisnikë janë të lëngshëm, gjë që tregon praninë e një përbërësi tjetër të forcave ndërmolekulare.
Ky komponent shoqërohet me lëvizjen e elektroneve në molekula. Sistemi elektron-bërthamë mund të konsiderohet si një dipol, poli negativ i të cilit (elektroni) lëviz shpejt. Në molekulat e vendosura në një distancë të shkurtër nga njëra-tjetra, lëvizja e elektroneve bëhet e koordinuar në një masë të caktuar, kështu që dipolet "bërthamë-elektron" shpesh rezultojnë të jenë pole të ngarkuar në mënyrë të kundërt përballë njëri-tjetrit. Kjo bën që molekulat të tërheqin njëra-tjetrën. Ky ndërveprim quhet dispersive(ky emër është për faktin se dridhjet e ngarkesave elektrike shkaktojnë shpërndarje të dritës - thyerje të ndryshme të rrezeve të dritës që kanë gjatësi vale të ndryshme). Forcat e shpërndarjes veprojnë midis grimcave të çdo substance. Energjia e bashkëveprimit të dispersionit ndërmjet dy grimcave identike shprehet afërsisht me ekuacionin

Ku është konstanta e Planck; n 0 - frekuenca e dridhjeve të molekulës që korrespondon me energjinë zero të grimcës E 0 , d.m.th., energjia në T = 0 (energjia zero e një grimce lëkundëse shprehet me relacionin E 0 = hn 0 /2); a– polarizueshmëria e grimcave, madhësia hv 0 mund të konsiderohet përafërsisht e barabartë me energjinë e jonizimit.

Përveç forcave tërheqëse, forcat refuzuese veprojnë midis molekulave. Energjia refuzuese është afërsisht proporcionale me r–12. Energjia totale e bashkëveprimit ndërmolekular përshkruhet nga relacioni

Ku m Dhe n– substanca të përhershme, të varura nga natyra.

Ekuacioni quhet Formula Lennard-Jones(1924).
Energjia e bashkëveprimit ndërmolekular është, si rregull, 8-16 kJ/mol. Kontributi i ndërveprimit induktiv është zakonisht i vogël.

19 Klasat kryesore të substancave inorganike

Oksidet janë komponime që përbëhen nga dy elementë, njëri prej të cilëve është oksigjeni, i cili ka një gjendje oksidimi prej -2. Në bazë të karakteristikave të tyre funksionale, oksidet ndahen në kripëformues dhe jokripërformues (indiferentë). Oksidet që formojnë kripëra, nga ana tjetër, ndahen në bazike, acidike dhe amfoterike.

Emrat e oksideve formohen duke përdorur fjalën "oksid" dhe emrin rus të elementit në rastin gjenital, duke treguar valencën e elementit në numra romakë, për shembull: SO2 - oksid squfuri (IV), SO3 - squfur (VI ) oksid, CrO - oksid kromi (II), Cr2O3 – oksid kromi (III).

Kryesor quhen okside që reagojnë me acidet (ose me oksidet acidike) për të formuar kripëra.

Oksidet bazë përfshijnë oksidet e metaleve tipike ato korrespondojnë me hidroksidet që kanë vetitë e bazave (hidroksidet bazë), dhe gjendja e oksidimit të elementit nuk ndryshon kur lëviz nga oksidi në hidroksid.

Acid quhen okside që reagojnë me bazat (ose oksidet bazë) për të formuar kripëra.

Oksidet acide janë okside të jometaleve ose metaleve kalimtare në gjendje të lartë oksidimi ato korrespondojnë me hidroksidet acidike, të cilat kanë vetitë e acideve. Për shembull, S+6O3 → H2S+6O4; N2+5O5 → HN+5O3, dhe gjendja e oksidimit të elementit nuk ndryshon kur lëviz nga oksidi në hidroksid

Elementet që shfaqin veti metalike dhe jometalike në përbërje quhen amfoterike , këto përfshijnë elementet e nëngrupeve kryesore të tabelës periodike - Be, Al, Ga, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi, Po, etj., si dhe shumicën e elementeve të nëngrupeve dytësore - Cr, Mn, Fe, Zn, Cd, Au etj.

Amfoterike oksidet kanë një natyrë të dyfishtë; ato janë njëkohësisht të afta për reaksione që përfshijnë si oksidet bazike ashtu edhe ato acide, d.m.th. reagojnë me të dy acidet (oksidet e acidit) dhe alkalet (oksidet bazë) për të formuar dy seri kripërash

Arsye(hidroksidet bazë) nga pikëpamja e teorisë së shpërbërjes elektrolitike janë substanca që shpërbëhen në tretësirë ​​për të formuar jone hidroksid OH-.

Sipas nomenklaturës moderne, ato zakonisht quhen hidrokside të elementeve, duke treguar, nëse është e nevojshme, valencën e elementit (në numra romakë në kllapa): KOH - hidroksid kaliumi, hidroksid natriumi NaOH, hidroksidi i kalciumit Ca(OH)2, krom ( II) hidroksid - Cr(OH) 2, hidroksid i kromit (III) – Cr(OH)3.

Hidroksidet e metaleve zakonisht ndahen në dy grupe: të tretshëm në ujë (të formuara nga metalet alkaline dhe alkaline tokësore - Li, Na, K, Cs, Rb, Fr, Ca, Sr, Ba dhe për këtë arsye quhen alkale) dhe të patretshme në ujë. Dallimi kryesor midis tyre është se përqendrimi i joneve OH- në tretësirat e alkalit është mjaft i lartë, ndërsa për bazat e patretshme ai përcaktohet nga tretshmëria e substancës dhe zakonisht është shumë i ulët. Megjithatë, përqendrimet e vogla të ekuilibrit të jonit OH, edhe në tretësirat e bazave të patretshme, përcaktojnë vetitë e kësaj klase përbërjesh.

Bazuar në numrin e grupeve hidroksil (aciditeti) që mund të zëvendësohen nga një mbetje acidike, ato dallohen:

Bazat monoacide – KOH, NaOH;

Bazat diacide – Fe(OH)2, Ba(OH)2;

Bazat tre acide – Al(OH)3, Fe(OH)3

Acidet(hidroksidet e acidit), nga pikëpamja e teorisë së disociimit elektrolitik, janë substanca që shpërndahen në tretësirë ​​për të formuar jone hidrogjeni.

Acidet klasifikohen nga forca e tyre, nga baza e tyre dhe nga prania ose mungesa e oksigjenit në acid.

Sipas fuqisë së tyre, acidet ndahen në të fortë dhe të dobët. Acidet më të rëndësishme të forta janë HNO3 nitrik, H2SO4 sulfurik dhe HCl klorhidrik.

Në bazë të pranisë së oksigjenit, dallohen acidet që përmbajnë oksigjen (HNO3, H3PO4 etj.) dhe acidet pa oksigjen (HCl, H2S, HCN etj.).

Nga baza, d.m.th. Sipas numrit të atomeve të hidrogjenit në një molekulë acidi që mund të zëvendësohet nga atomet metalike për të formuar një kripë, acidet ndahen në monobazike (për shembull, HNO3, HCl), dybazike (H2S, H2SO4), tribazike (H3PO4)